普通化学知识点总结.docx

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普通化学知识点总结

普通化学复习资料

3.1物质的结构与物质的状态

1．核外电子的运动特性

核外电子运动具有能量量子化、波粒二象性和统计性的特征，不能用经典的牛顿力学来描述核外电子的运动状态。

2．核外电子的运动规律的描述

由于微观粒子具有波的特性，所以在量子力学中用波函数Ψ来描述核外电子的运动状态，以代替经典力学中的原子轨道概念。

（1）波函数Ψ（原子轨道）：

用空间坐标来描写波的数学函数式,以表征原子中电子的运动状态。

一个确定的波函数Ψ，称为一个原子轨道。

（2）概率密度（几率密度）：

Ψ2表示微观粒子在空间某位置单位体积内出现的概率即概率密度。

（3）电子云：

用黑点疏密的程度描述原子核外电子出现的概率密度（Ψ2）分布规律的图形。

黑点较密的地方,表示电子出现的概率密度较大,单位体积内电子出现的机会较多。

（4）四个量子数:

波函数Ψ

三个量子数取值相互制约：

1）主量子数n的物理意义：

n的取值：

n=1,2,3，4……∞,

意义：

表示核外的电子层数并确定电子到核的平均距离；确定单电子原子的电子运动的能量。

n=1，2，3，4,……∞，对应于电子层K，L，M，N,···

具有相同n值的原子轨道称为处于同一电子层。

2）角量子数ι:

ι的取值：

受n的限制，ι=0,1,2……n-1（n个）。

意义：

表示亚层，确定原子轨道的形状；对于多电子原子，与n共同确定原子轨道的能量。

…

ι的取值：

1，2，3，4

电子亚层：

s,p,d,f……

轨道形状：

球形纺锤形梅花形复杂

图3－1

3）磁量子数m:

m的取值：

受ι的限制，m=0,±1,±2……±ι（2ι+1个）。

意义：

确定原子轨道的空间取向。

ι=0，m=0，s轨道空间取向为1；

ι=1,m=0,±1，p轨道空间取向为3；

ι=2,m=0,±1,±2,d轨道空间取向为5；

……

n，ι相同的轨道称为等价轨道。

s轨道有1个等价轨道，表示为：

p轨道有3个等价轨道，表示为：

d轨道有5个等价轨道，表示为：

……

一个原子轨道是指n、ι、m三种量子数都具有一定数值时的一个波函数Ψ（n,ι,m），例如Ψ（1,0,0）代表基态氢原子的波函数。

n、ι、m取值合理才能确定一个存在的波函数，亦即确定电子运动的一个轨道。

n、ι、m的取值与波函数：

n=1（1个）,ι=0,m=0,Ψ（1,0,0）

n=2（4个）,ι={

n=3（9个）,ι={

n=4（16个）

……

波函数Ψ数目＝n2

在一个确定的原子轨道下，电子自身还有两种不同的运动状态，这由mS确定.

4）自旋量子数ms：

ms的取值：

ms={

意义：

代表电子自身两种不同的运动状态（习惯以顺、逆自旋两个方向形容这两种不同的运动状态,可用↑↑表示自旋平行,↑↓表示自旋反平行。

这样n、ι、m、mS四个量子数确定电子的一个完整的运动状态,以Ψ（n,ι,m,mS）表示。

例：

Ψ（1,0,0,+

）,Ψ（1,0,0,-

），Ψ（2,1,1,+

），Ψ（2,1,1,-

）等等。

3.原子核外电子分布三原则

（1）泡利不相容原理：

一个原子中不可能有四个量子数完全相同的两个电子.

因为同一个轨道的电子，n、ι、m三个量子数已相同，第四个量子数ms={

必不相同

由此可得出:

一个原子轨道中最多能容纳自旋方向相反的两个电子。

表示为：

↑↓

根据每层有n2个轨道，每个轨道最多能容纳两个电子，由此可得出每一层电子的最大容量为2n2。

（2）最低能量原理：

电子总是尽先占据能量最低的轨道。

电子依据轨道近似能级图由低到高依次排布。

轨道近似能级图为:

7s……

6s4f5d6p

5s4d5p

4s3d4p

3s3p

2s2p

1s

（3）洪特规则：

在n和ι值都相同的等价轨道中，电子总是尽可能分占各个轨道且自旋平行。

如2p3:

洪特规则特例：

当电子的分布处于全充满、半充满或全空时，比较稳定。

全充满:

p6或d10或f14

半充满:

p3或d5或f7

全空:

p0或d0或f0

例如,24Cr1S22S22P63S23P63d54S1,半充满比较稳定。

29Ｃu1S22S22P63S23P63d104S1,全充满比较稳定。

（4）核外电子分布式：

原子的核外原子的离子的核外离子的

电子分布式外层电子分布式电子分布式外层电子分布式

（价电子构型）

1s22s22p63s13s1Na+:

1s22s22p62s22p6

1s22s22p63s23p43s23p4S2-:

1s22s22p63s23p63s23p6

1s22s22p63s23p63d64S2

3d64s2Fe3+:

1s22s22p63s23p63d53s23p63d5

24Cr1S22S22P63S23P63d54S13d54S124Cr3＋:

1S22S22P63S23P63d33S23P63d3

29Ｃu1S22S22P63S23P63d104S13d104S129Ｃu2＋:

1S22S22P63S23P63d93S23P63d9

根据电子的排布，还可判断出轨道中未成对电子的数目。

例：

根据Fe原子的价电子构型3d64s2，判断其轨道图中，未配对的电子数。

3d64s2

可见未成对电子数为4。

（3）原子、离子的电子式及分子结构式

电子式:

在元素符号周围用小黑点（或×）来表示原子或离子的最外层电子的式子。

例如:

H.Na..Mg..Ca.:

C:

分子结构式：

用“—”代表一对共用电子对的分子式。

例如:

N≡N，O=C=O，Cl-Cl，H—Cl

1.理想气体状态方程PV=nRT

式中P:

压力,Pa;（1atm=1.01×105Pa;1atm=760毫米汞柱）

V:

体积,m3;（1m3=103L）

T:

绝对温度,K；

n:

摩尔数,mol;

R:

气体常数,R＝8.314JK-1mol-1

注意:

若压力单位为“kPa”,体积单位对应使用升“L”.

⑴当n一定时，P、V、T变则有

⑵n,T一定时，P1V1＝P2V2

⑶n,P一定时，

⑷T，P一定时，

⑸PV＝

，ρ=

，

P＝

，M＝

式中

m:

质量,克;

M:

摩尔质量,g/mol；

ρ:

气体密度,g/m3;

实际气体在高温低压下，接近理想气体。

例1：

已知在1.0×105Pa，27OC时，0.6克的某气体占0.5升,试求此气体的分子量.

解:

m=0.6g,T=273+27=300K,V=0.5升=0.5×10-3m3,

据理想气体状态方程M＝

例2.已知10OC时,水的蒸汽压为1.227kPa,在10OC、101。

3kPa下，于水面上收集到1.5L某气体,则该气体的物质量为多少mol?

解:

2.分压定律

⑴分压：

气体混合物中每一种气体的压力，等于该气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。

⑵道尔顿分压定律:

适于各组分互不反应的理想气体。

1）气体混合物总压力等于混合物中各组分气体分压的总和。

P总＝PA＋PB＋……

2）混合气体中某组分气体的分压，等于总压力乘以该组分气体的摩尔分数。

Pi=

＝χiP总

PA=

分压定律可用来计算混合气体中组份气体的分压、摩尔数或在给定条件下的体积。

例：

有一混合气体（N2、CO2、O2）其总压力为101.325kPa，此气体的组成为：

N225%、CO215%、O260%（体积百分比），试计算混合气体中各组分的分压。

解：

PN2=P总×摩尔分数＝P总×体积分数＝101.325×25%=25.33kPa；

PCO2=101.325×15%=15.20kPa；

PO2=101.325×60%=60.80kPa；

1.质量分数（%）＝

%

2.物质的量浓度（C）＝

mol.dm－3

3.质量摩尔浓度（m）＝

mol.kg-1

4.摩尔分数（x）＝

1.溶液的蒸汽压下降

（1）蒸汽压（饱和蒸汽压）P0：

在一定温度下，液体和它的蒸汽处于平衡时，蒸汽所具有的压力。

试验现象:

一封闭钟罩中放一杯纯水A和一杯糖水B，静止足够长时间发现,A杯变成空杯，B杯中水满后溢出。

此试验证明:

溶液的蒸汽压总是低于纯溶剂的蒸汽压，其差值称为溶液的蒸汽压下降（ΔP）。

2）拉乌尔定律：

在一定温度下，难挥发的非电解质稀溶液的蒸汽压下降（ΔP）和溶质（B）的摩尔分数成正比。

ΔP=

（2）溶液的的沸点上升和凝固点下降

1）沸点：

液相的蒸汽压等于外界压力时的温度。

2）凝固点：

液向蒸汽压和固相蒸汽压相等时的温度。

3）汽化热：

恒温恒压下，液态物质吸热汽化成气态，所吸收的热量称为汽化热。

试验证明:

溶液的沸点总是高于纯溶剂的沸点；溶液的凝固点总是低于纯溶剂的凝固点。

利用凝固点下降的原理,冬天可在水箱中加入乙二醇作为防冻剂。

4）拉乌尔定律：

难挥发非电解质稀溶液的沸点上升（ΔTb）和凝固点下降（ΔTf）与溶液的质量摩尔浓度（m）成正比。

ΔTb=kbmΔTf=kfm

kb:

溶剂的摩尔沸点上升常数;kf:

溶剂的摩尔凝固点下降常数.

拉乌尔定律可用来计算溶液的沸点、凝固点或溶质的摩尔质量。

例：

将18.0g葡萄糖C6H12O6溶于100.0g水中,计算此溶液的凝固点和沸点。

解：

葡萄糖的摩尔质量为180.0g,其质量摩尔数浓度为:

;水的摩尔沸点上升常数kb=0.52

ΔTb=kbm=0.52×1.000=0.52OC;因此溶液的沸点为:

100+0.52=100.52OC;

水的凝固点下降常数kf=1.85,

ΔTf=kfm=1.85×1.000=1.85OC;因此溶液的凝固点为:

0-1.85=-1.85OC;

（3）渗透压

1）半透膜：

动物的肠衣、细胞膜、膀胱膜等只允许溶剂分子透过,而不允许溶质分子（或离子）透过的膜称半透膜.

2）渗透现象:

溶剂透过半透膜而浸入溶液的现象.

若在溶液的液面上施加一定的压力,则可阻止溶剂的渗透.为了使渗透停止必须向溶液液面施加一定的压力.

3）渗透压（π）：

为维持被半透膜所隔开的溶液与纯溶剂之间的渗透平衡而需要的额外压力。

4）渗透压的规律：

当温度一定时，稀溶液的渗透压和溶液的摩尔浓度c成正比；当浓度一定时，稀溶液的渗透压π和温度T成正比。

πv=nRTπ=cRT

渗透压的规律可用来计算溶液的渗透压和溶质的摩尔质量。

溶液的蒸汽压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压这些性质，与溶质的本性无关，只与溶液中溶质的粒子数有关，称为溶液的依数性。

（4）说明:

电解质溶液，或者浓度较大的溶液也与非电解质稀溶液一样具有溶液蒸汽压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压等依数性．但是，稀溶液定律所表达的这些依数性与溶液浓度的定量关系不适用于浓溶液和电解质溶液。

对于电解质稀溶液，蒸汽压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压的数值都比同浓度的非电解质稀溶液的相应数值要大。

对同浓度的溶液来说，沸点高低或渗透压大小顺序为：

1）A2B或AB2型强电解质溶液＞AB型强电解质溶液＞弱电解质溶液＞非电解质溶液

对同浓度的溶液来说，蒸汽压或凝固点的顺序正好相反：

2）A2B或AB2型强电解质溶液＜AB型强电解质溶液＜弱电解质溶液＜非电解质溶液

例1,将质量摩尔浓度均为0.10mol·kg-1的BaCl2,HCl,HAc,蔗糖水溶液的粒子数、蒸气压、沸点、凝固点和渗透压按从大到小次序排序:

解：

按从大到小次序排序如下：

粒子数:

BaCl2→HCl→HAc→蔗糖

蒸气压:

蔗糖→HAc→HCl→BaCl2

沸点:

BaCl2→HCl→HAc→蔗糖

凝固点:

蔗糖→HAc→HCl→BaCl2

渗透压:

BaCl2→HCl→HAc→蔗糖

例2,下列水溶液蒸气压及凝固点的高低顺序为：

0.1molkg-1蔗糖﹥0.1molkg-1HAc﹥0.1molkg-1NaCl﹥0.1molkg-1CaCl2

1.水的电离平衡：

H2O（ι）=====H+（aq）+OH-（aq）

（1）水的离子积：

KwW=wC（H+）·C（OH－）250CKwW=1.0×10-14

-3HCl溶液中,C（H+-3,C（H+）·C（OH－）=KwW

C（OH－）=

（2）pH值:

pH=－lg{C（H

）},pOH=－lg{C（OH

）},

pH+pOH=1４

-3HCl溶液,pH=1,pOH=14-1=13

2.酸碱质子理论

（1）酸：

凡能给出H+的物质称为酸。

（2）碱：

凡能接受H+的物质称为碱。

一个酸给出质子变为其共轭碱,一个碱给出质子变为其共轭酸.

HA　=====H+＋　A－

共轭酸共轭碱

例如,共轭酸碱对:

HAc—NaAc、HF—NH4F、NH4Cl—NH3、H2CO3—HCO3－、HCO3－—CO32－、

H2PO4－—HPO42－等。

有的物质既可作为酸给出质子，又可作为碱得到质子，因此具有两性。

如，

HCO3－、H2PO4－、HPO42－等。

3.一元弱酸的解离平衡：

如,HAc（aq）=====H+（aq）+Ac－（aq）

弱酸的解离常数：

Ka=

若弱酸比较弱，Ka＜10－4则：

ceq（H+）≈

;

解离度α=

×100%,ceq（H+）＝cα；

HAc（aq）=====H+（aq）+Ac－（aq）

平衡浓度/mol·dm-3c-cαcαcα

若弱酸比较弱，Ka≈cα2

α≈

…….称溶液的稀释定律

说明：

（1）Ka越大则酸性越强。

Ka只与温度有关,在一定温度下,Ka为一常数,Ka不随浓度变化而变。

（2）在一定的温度下,解离度α大小可随浓度c而变,溶液稀释时,浓度c下降,则解离度α升高；

（3）稀释虽然增加了解离度，但由于体积增大,总浓度却减少,一般,解离度增大的程度比浓度减少的程度要小的多,因此总的说来,溶液稀释,H+降低.

例1.求-3HAc溶液的PH值。

（Ka＝1.8×10－5）

解:

ceq（H+）≈

=

pH=2.88

例2.某温度时,-3HCN的电离度为0.010％,则该温度时，HCN的解离常数Ka是多少？

解：

Ka＝cα2＝0.100×（0.010％）2＝1.00×10－9

4.一元弱碱的解离平衡：

如,NH3（aq）＋H2O（ι）=====NH4＋（aq）＋OH－（aq）

弱碱的解离常数：

Kb=

若弱碱比较弱，Kb＜10－4则：

Ceq（OH－）≈

Ceq（H＋）=

例:

求-3氨水溶液的PH值。

（Kb＝1.8×10－5）

解：

Ceq（OH－）≈

＝

Ceq（H＋）=

＝

PH＝11.13

5.多元弱酸解离平衡：

多元弱酸碱二级解离往往比一级解离弱得多，可近似按一级解离处理。

如,

H2S（aq）=H＋（aq）＋HS－（aq）,Ka1=9.1×10－8

HS－（aq）=H＋（aq）＋S2－（aq）,Ka2=1.1×10－12

Ka1＞＞Ka2,忽略二级解离，按一级解离处理：

ceq（H+）≈

因ceq（H+）≈ceq（HS－）,根据二级解离平衡,故ceq（S2－）≈Ka2

6.盐类水解平衡及溶液的酸碱性

（1）强碱弱酸盐的水解:

强碱弱酸盐水解生成弱酸和强碱,溶液呈碱性。

例如NaAc水解：

Ac－＋H2O=HAc＋OH－

（2）强酸弱碱盐的水解:

强酸弱碱盐水解生成弱碱和强酸,溶液呈酸性。

例如NH4Cl水解：

NH4＋＋H2O=NH3.H2O＋H＋

（3）弱酸弱碱盐水解：

水解生成弱酸和弱碱,溶液酸碱性视弱酸Ka和弱碱Kb相对强弱大小。

例如NH4Ac水解溶液呈中性：

NH4Ac＋H2O＝NH3.H2O＋HAc

（4）强酸强碱盐水解：

溶液呈中性。

如NaCl溶液,pH=7。

7.缓冲溶液

（1）同离子效应：

在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度降低，这种现象叫做同离子效应。

在弱酸的溶液中，加入该酸的共轭碱，或在弱碱的溶液中加入该碱的共轭酸，则弱酸或弱碱解离度降低。

例如，在HAc溶液中加入NaAc，使HAc解离平衡向左移动，即

HAc（aq）=====H+（aq）+AC－（aq）

←AC－（加入NaAc），从而使HAc解离度α降低（解离常数Ka不变）,H+浓度降低,溶液pH值升高。

同理,在氨水溶液中加入氯化铵,增加NH4+浓度,使氨水解离度降低,OH－降低,溶液pH值升高。

溶液pH值降低。

（2）缓冲溶液：

由弱酸及其共轭碱（如,弱酸与弱酸盐）或弱碱及其共轭酸（如,弱碱与弱碱盐）所组成的溶液，能抵抗外加少量强酸、强碱或稍加稀释而使本身溶液pH值基本保持不变，这种对酸和碱具有缓冲作用的溶液称缓冲溶液。

说明:

缓冲溶液的缓冲能力是有限的,当加入大量的酸碱时,溶液的pH值将发生变化.

3）缓冲溶液种类：

a.弱酸－弱酸盐：

如HAc－NaAc，HF－NH4F;过量的弱酸和强碱.如过量的HAc和NaOH混合，反应后,过剩的HAc和生成的NaAc组成缓冲溶液。

b.弱碱－弱碱盐：

如NH3－NH4Cl；过量的弱碱和强酸.如过量的NH3.H2O和HCl混合，反应后,过剩的NH3和生成的NH4Cl组成缓冲溶液。

。

c.多元酸－酸式盐,多元酸的两种不同的酸式盐：

如H2CO3－NaHCO3，

NaHCO3－Na2CO3；NaH2PO4－Na2HPO4.

4）缓冲溶液pH值计算：

=

其中,pKa=-lgKa;,pKb=-lgKb

例1.将100ml0.20mol.dm-3HAc和50ml0.20mol.dm-3NaAc混合,求混合后溶液pH值.

已知HAc的解离常数Ka=1.76×10－5

解:

混合后:

-3HAc和50ml0.20mol.dm-3NaOH混合,求混合后溶液pH值.

已知HAc的解离常数Ka=1.76×10－5

解:

混合后,剩余HAc浓度为:

HAc和NaOH反应后生成的NaAc浓度为:

例3.将100ml0.20mol.dm-3NH3和50ml0.20mol.dm-3NH4Cl混合,求混合后溶液pH值.

已知NH3的解离常数Kb=1.76×10－5

解:

混合后:

例4.将100ml0.20mol.dm-3NH3和50ml0.20mol.dm-3NaOH混合,求混合后溶液pH值.

已知NH3的解离常数Kb=1.76×10－5

解:

混合后,剩余NH3浓度为:

NH3和NaOH反应后生成的NH4Cl浓度为:

（4）缓冲溶液的配制：

当组成缓冲溶液的共轭酸碱对的浓度相当时,即当Ca=Cb时，缓冲溶液缓冲能力最大，此时pH=pKa，此即为选择缓冲溶液的原则。

例如，配制pH=5左右的缓冲溶液，可选HAc—NaAc混合溶液（pKa=4.74）；

配制pH=9左右的缓冲溶液,可选NH3—NH4Cl混合溶液（pKa=9.26）；

配制pH=7左右的缓冲溶液,可选NaH2PO4—Na2HPO4混合溶液（pKa2=7.20）。

一般认为，当缓冲对的浓度比在0.1和10之间才具有缓冲作用，

缓冲溶液的缓冲范围:

pH=pKa±1

1.难溶电解质的沉淀溶解平衡

难溶电解质的沉淀溶解平衡:

AnBm（s）==nAm+（aq）+mBn-（aq）

（1）溶度积（常数）：

Ksp（AnBm）={ceq（Am+）}n{ceq（Bn－）}m

溶度积Ksp在一定温度下为一常数.

如,AgCl（s）=====Ag+（aq）+Cl-（aq）

25oC,KSP（AgCl）=｛ceq（Ag+）｝.｛ceq（Cl-）｝=1.77×10-7

KSP（CaF2）=ceq（Ca2+）.{ceq（F-）}2=3.4×10-11

KSP{Mg（OH）2}=ceq（Mg2+）.{ceq（OH-）}2=1.8×10-11

（2）溶解度s（mol.dm－3）与溶度积Ksp的关系：

1）溶解度s:

每dm3水溶液中含溶质的摩尔数,mol.dm－3。

2）溶解度s与溶度积Ksp的关系：

对于AB型沉淀：

如AgCl、AgBr、AgI、CaCO3、CaSO4等。

CaCO3（s）=Ca2+（aq）+CO32-（aq）

平衡浓度/mol·dm-3ss

Ksp（CaCO3）=s2，s＝

对于A2B或AB2型沉淀：

如Ag2CrO4,Mg（OH）2等。

Ag2CrO4（s）=2Ag+（aq）+CrO42-（aq）

平衡浓度/mol·dm-32ss

Ksp（Ag2CrO4）=（2s）2s=4s3，s=

对同一种类型的沉淀,溶度积Ksp越大,溶解度S越大;对不同类型的沉淀,通过计算S比较溶解度的大小。

例1.250C时,铬酸银（Ag2CrO4）的溶解度为1.31×10-4mol.dm－3,求其溶度积.

解:

Ag2CrO4（s）=2Ag+（aq）+CrO42-（aq）

平衡浓度/mol·dm-32ss

Ksp（Ag2CrO4）=（2s）2s=4s3＝4×（1.31×10-4）3＝9.0×10-12

例2.250C时,AgCl、Ag2CrO4的溶度积分别为1.56×10-10、9.0×10-12

，问其溶解度何者为大？

解：

AgCl溶解度为：

s＝

＝

Ag2CrO4的溶解度为：

s=

可见溶解度大小为：

Ag2CrO4>AgCl

（3）溶度积规则：

判断沉淀的生成和溶解。

溶液中,离子浓度的乘积：

Q={C（Am+）}n{C（Bn－）}m

溶度积：

Ksp（AnBm）={Ceq（Am+）}n{Ceq（Bn－）}m

若Q

Q=KSP,饱和溶液,沉淀和溶解达到平衡;

Q>KSP，过饱和溶液，有沉淀析出

如，在FeS的饱和溶液中，Q=KSP,加入盐酸后，由于S2－＋2H＋＝H2S（g），降低S2－浓度，使Q

注意:

1）Q为任意状态溶液离子浓度如起始浓度以计量系数为指数的乘积;

2）若有几种沉淀,先满足Q=KSP者,先沉淀;

3）沉淀完全（离子浓度<10-6）不等于离子全部沉淀.

例:

将0.10moldm-3MgCl2溶液与0.10moldm-3氨水,问溶液能否生成Mg（OH）2沉淀?

已知Ksp[Mg（OH）2]=5.61x10-12;氨水Kb=1.77×10-5

解:

混合后,

Q=c（Mg2+）.{c（OH-）}2=0.050×{9.4×10-4}2=4.42×10-8

KSP{Mg（OH）2}=1.8×10-11

Q>KSP,故有沉淀析出.

（4）同离子效应：

在难溶电解质溶液中，加入与难溶电解质具有相同离子的易溶电解质，可使难溶电解质溶解度降低，这种现象叫做同离子效应。

例如，在A